元素周期表——元素的性质与原子结构PPT课件.ppt

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1、章物质结构元素周期表节元素周期表二元素的性质与原子结构一、教学目的1、了解碱金属和卤素的物理性质和化学性质，并用原子结构理论来解释它们性质的差异和递变规律，为今后学周期律打基础。2、对学生进行科学方法的训练及辩证唯物主义观点的教育。思考与交流：碱金属元素的原子结构有什么相同点与不同点？一、碱金属元素碱金属的原子结构示意图①相同点：碱金属元素原子结构的相同，都为。②递变性：从Li到Cs，碱金属元素的原子结构中，依次增多。最外层电子数1个电子层数思考与交流2、递变性：由于核电荷数增加，碱金属电子层数增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，失去最外层电

2、子的能力逐渐增强。推论1、相似性：碱金属元素原子最外层都只有一个电子，具有相似的化学性质。学生活动一：分组实验，学生完成K、Na与水反应的比较实验。钠钾与水反应（绿豆大一块）在水面上、成银白色、在水面上四处、发出嘶嘶声滴入酚酞溶液呈色在水面上、成银白色、在水面上四处、发出嘶嘶声，滴入酚酞溶液呈色，有微弱爆炸钠、钾化学性质比较浮熔游红浮熔游红响响根据实验讨论钠与钾的性质有什么相似性和不同性。你认为元素的性质与他们的原子结构有关系吗？其余碱金属的性质又如何？思考钠与钾都能与氧气、水发生反应，但反应的剧烈程度不同，钾比钠更剧烈。（1）碱金属元素原子的最外层都有1个电子

3、，它们的化学性质相似①与O2的反应ΔΔ4Li+O2＝2Li2O2Na+O2＝Na2O2②与水的反应2Na+2H2O＝2NaOH+H2↑2K+2H2O＝2KOH+H2↑通式：2R+2H2O=2ROH+H2↑（2）碱金属元素从上到下（Li、Na、K、Rb、Cs），随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐，原子核对的引力逐渐减弱，原子失电子的能力逐渐。增多最外层电子增强元素的金属性逐渐，与水和氧气的反应越来越，生成的氧化物越来越。最高价氧化物对应水化物的碱性越来越。增强剧烈复杂强元素金属性强弱判断依据：1、根据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的难易程度。置换出氢越

4、容易，则金属性越强。2、根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。碱性越强，则原金属元素的金属性越强。碱金属元素单质的物理性质。名称符号核电荷数颜色状态密度熔点沸点锂钠钾铷铯Li3Na11K19Rb37Cs55逐渐增大逐渐降低逐渐降低是否有特殊？银白色、柔软略带金色金属性逐渐增强【小结】结论：同一主族的金属具有相似的化学性质,随着金属元素核电荷数的增大,单质的金属性(还原性)逐渐增强。思考:随着核电荷数的增加,非金属单质性质有何相似性和递变规律?接下来请思考卤族元素有哪些相似性和递变性？2、卤族元素学生活动2：学生分组实验，完成课本P9表格中的实验。卤素单质间的化

5、学性质学生分组实验:P9实验1-1实验现象化学方程式1、饱和氯水与NaBr溶液2、饱和氯水与KI溶液3、溴水与KI溶液溶液由无色变为橙色2NaBr+Cl2=Br2+2NaCl溶液由无色变为深黄色2KI+Cl2=I2+2KClCCl4层为紫色2KI+Br2=I2+2KBr实验探究2NaCl+Br2卤素单质间的化学性质2NaBr+Cl2=2NaI+Cl2=2NaI+Br2=F2Cl2Br2I2非金属性减弱2NaCl+I22NaBr+I2Cl2>Br2>I2，那么F2呢？你能从原子结构的角度去分析吗？结论:随着核电荷数的增加,卤族单质氧化性强弱顺序为:F2>Cl2>Br2

6、>I2得电子能力逐渐减弱非金属性逐渐减弱结论：氧化性强弱指导阅读：阅读课本第8页资料卡片部分,总结归纳卤素单质的物理性质相似性和递变的规律。结论:1、卤素单质与H2反应的剧烈程度:F2>Cl2>Br2>I22、生成氢化物的稳定性:逐渐减弱.即氢化物稳定性次序为HF>HCl>HBr>HIF2Cl2Br2I2剧烈程度逐渐减小生成的氢化物的稳定性逐渐减弱小结：卤族元素的原子结构有什么相同和不同的地方？卤素单质有什么相似性和递变规律?单质颜色加深单质密度变大单质熔,沸点变大弱渐强课堂练习：1、碱金属元素原子最外层的电子都是____________个，在化学反应中它们容易失去

7、____________个电子；碱金属元素中金属性最强的是____________，原子半径最小的是____________。卤族元素最外层的电子都是____________个，在化学反应中它们容易得到____________个电子；在卤族元素中非金属性最强的是____________，原子半径最小的是____________。2.下列有关碱金属元素的叙述,错误的是()A.单质是很强的还原剂B.随着原子的电子层数的增加,单质的熔沸点逐渐降低C.原子的电子层数越多,其单质与水反应越剧烈D.钾是最活泼的金属得电子能力逐渐减弱非金属性逐渐减弱学生总结：在元素周期表